- •Методические указания и задания к домашним контрольным работам по химии
- •Содержание.
- •Введение.
- •Образец оформления титульного листа.
- •Образец оформления рабочей страницы.
- •Методические указания и задания к контрольной работе: Классы неорганических соединений.
- •1.Методы получения неорганических соединений.
- •2. Расчеты по уравнениям реакций и химическим формулам.
- •2. Оксиды.
- •3. Кислоты.
- •4. Основания.
- •5. Соли.
- •Кислота Анион
- •6. Амфолиты.
- •7. Комплексные соединения.
- •Комплексный ион (заряженный комплекс) – сложная частица, состоящая
- •8. Реакции ионного обмена.
- •9. Оформление и порядок сдачи контрольной работы.
- •2.Задания по контрольной работе «Классы неорганических соединений».
- •1. Методические указания.
- •1. Общие положения.
- •2. Термохимические расчёты.
- •В термохимических расчётах теплоты реакций, как правило, определяются для стандартных условий, для которых формула (2.1) приобретает вид:
- •3. Энергия Гиббса химической реакции.
- •4. Химическая кинетика.
- •5. Химическое равновесие.
- •6. Смещение химического равновесия.
- •2.Задания к контрольной работе «Закономерности химических процессов».
- •2.Строение электронных оболочек атомов. (Задачи №№ 0120)
- •2.1.Квантовые числа.
- •2.2. Принцип Паули. Электронная ёмкость атомной орбитали, энергетических подуровней и энергетических уровней.
- •2.3. Электронные формулы атомов.
- •2.4. Правило Хунда.
- •3. Периодическая система химических элементов д.И. Менделеева. (Задачи №№ 2140)
- •3.1. Связь между строением атомов и периодической системой химических элементов.
- •3.2. Периодическое изменение окислительно-восстановительных свойств элементов.
- •4. Химическая связь.
- •4.1. Метод валентных связей (метод вс). (Задачи №№ 4180)
- •4.2. Метод молекулярных орбиталей (метод мо). (Задачи №№ 81100)
- •2.Задания к контрольной работе «Строение вещества».
- •Методические указания и задания к контрольной работе по химии: «Растворы электролитов».
- •1. Растворы и их концентрация.
- •2. Растворы электролитов.
- •3. Реакции ионного обмена.
- •4. Гидролиз солей.
- •4.1. Гидролиз солей сильных оснований и слабых кислот.
- •4.2. Гидролиз солей слабых оснований и сильных кислот.
- •4.3. Гидролиз солей сильных оснований и сильных кислот.
- •2.Задания к контрольной работе «Растворы электролитов».
- •Методические указания и задания к контрольной работе по химии : «Окислительно-восстановительные процессы».
- •Основные понятия.
- •2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
- •2.1. Метод электронных уравнений.
- •2.2. Метод электронно-ионных уравнений.
- •3. Гальванический элемент.
- •4. Электролиз.
- •2.Задания к контрольной работе «Окислительно-восстановительные процессы».
- •Термодинамические характеристики химических соединений и простых веществ.
- •Стандартные электродные потенциалы окислительно-восстановительных пар.
- •Растворимость солей и оснований в воде.
- •Варианты и номера задач контрольных заданий
2.Строение электронных оболочек атомов. (Задачи №№ 0120)
2.1.Квантовые числа.
Состояние любого электрона в атоме может быть охарактеризовано набором четырёх квантовых чисел. Это главное квантовое число n («эн»), орбитальное (азимутальное) квантовое число l («эль»), магнитное квантовое число ml («эм эль») и спиновое квантовое число (спин электрона) ms («эм эс»).
Главное квантовое число n характеризует размер атомной орбитали и, следовательно, энергию электрона: чем больше размер АО, тем больше энергия электрона – тем выше его энергетический уровень. Главное квантовое число принимает не любые, а лишь целочисленные значения от 1 до бесконечности: n=1, 2, 3, …,. Каждому значению n отвечает определённый размер АО и, соответственно, определённое значение энергии–определённый энергетический уровень. Чем больше n, тем больше энергия электрона, тем на более высоком энергетическом уровне он находится. В многоэлектронном атоме электроны одного энергетического уровня образуют единый квантовый слой. Квантовые слои принято обозначать прописными буквами латинского алфавита:
Главное квантовое число n……………1, 2, 3, 4, …
Квантовый слой………………………К, L, M, N, …
Орбитальное квантовое число l характеризует форму атомной орбитали. Для энергетического уровня с главным квантовым числом n, орбитальное квантовое число может принимать n значений от 0 до (n-1): l=0, 1, 2, …,(n-1). Каждому значению орбитального квантового числа отвечает атомная орбиталь определённой формы, обозначаемая соответствующей строчной латинской буквой:
орбитальное квантовое число l…………0, 1, 2, 3, …
Атомная орбиталь………………………..s, p, d, f, …
В многоэлектронных атомах энергия электрона на энергетическом уровне зависит от формы атомной орбитали. В пределах одного и того же энергетического уровня энергия электрона увеличивается по мере усложнения формы АО, т.е. от s- к р-, d- и f-АО. Это выражают, говоря, что в атоме имеет место расщепление энергетических уровней на энергетические подуровни. Поскольку орбитальное квантовое число определяет форму АО, оно тем самым определяет энергетический подуровень. Подуровни обозначают теми же буквенными символами, что и атомные орбитали, из которых они состоят: s- подуровень, р- подуровень, d- подуровень и т.п.
Пример 2.1.1. Подуровни первого энергетического уровня.
Для первого энергетического уровня значение главного квантового числа n=1. Следовательно, для электрона на данном энергетическом уровне возможно лишь одно значение орбитального квантового числа l=0, т.е. для электрона на первом энергетическом уровне разрешена атомная орбиталь единственной формы – сферическая s- AO. Поэтому, первый энергетический уровень состоит из единственного s- подуровня.
Пример 2.1.2. Подуровни третьего энергетического уровня.
Для третьего энергетического уровня n=3. Следовательно, l может принимать три значения: l=0, l=1 и l=2, т.е. на третьем энергетическом уровне электрону разрешены атомные орбитали трёх геометрических форм: s-AO, p-AO и d-AO. Иначе говоря, третий энергетический уровень включает три подуровня s-, p- и d- подуровень.
Магнитное квантовое число ml, характеризует пространственную ориентацию атомных орбиталей. Для данного значения орбитального квантового числа, магнитное квантовое число может принимать (2l+1) значений от -1 до +1, включая 0: -l, …, -2, -1, 0, +1, +2, …+l. Каждому значению ml, отвечает определённая ориентация атомной орбитали в пространстве.
Пример 2.1.3. Значение ml для l=0.
Для l=0, m, может принимать (2l+1) значений, т.е. одно единственное значение, равное нулю. Это означает, что для атомной орбитали с l=0 (для s- AO) возможен единственный способ её пространственного расположения, что вполне понятно, т.к. s-AO в силу её сферической симметрии, относительно атомного ядра может занять единственно возможное пространственное положение.
Пример 2.1.4. Значение ml для l=1.
Для l=1, ml может принимать три значения: -1, 0, +1. Это означает, что атомная орбиталь с l=0 (р-АО) в атомном пространстве может быть ориентирована тремя возможными способами, а именно, в направлении координатных осей x, y, z. В связи с этим, р- АО принято индексировать символами координатных осей, когда необходимо подчеркнуть различие в их пространственном расположении: px , py , pz.
Количество значений магнитного квантового числа определяет количество атомных орбиталей в подуровне с данным l:
Орбитальное квантовое число l 0 1 2 3
Подуровень s p d f
Количество значений ml 1 3 5 7
Количество АО в подуровне 1 3 5 7
Спиновое квантовое число ms (спин электрона) характеризует направление собственного вращения электрона, занимающего АО с конкретным набором квантовых чисел n, l и ml. Т.к. собственное вращение электрона может осуществляться только в двух возможных направлениях – по часовой и против часовой стрелки – ms может принимать только два значения с квантовой разницей между ними, равной единице: +1/2 и –1/2.